Bien sûr, ils sont utiles. Peut-être que vous ne les avez pas encore rencontrés, mais être capable de déterminer l'état d'oxydation d'un atome nous permet de comprendre les propriétés des produits chimiques et le fonctionnement des réactions redox.

Donnons simplement deux exemples très simples. Il y en a beaucoup plus. (Je ne veux même pas entrer dans la chimie organométallique, où il est extrêmement important de pouvoir déterminer l'état d'oxydation.)

Le permanganate de potassium, $ \ ce {KMnO4} $, contient du manganèse un état d'oxydation +7. Cela signifie qu'il aurait une configuration électronique identique à l'argon des gaz rares: $ \ mathrm {1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6} $, et donc ses orbitales $ \ mathrm {3d} $ sont vide.

Maintenant, la plupart des composés de métaux de transition sont dits colorés à cause des soi-disant "transitions dd *". Cependant, cela ne peut se produire que si les orbitales d sont partiellement remplies - s'il n'y a pas d'électrons dans les orbitales d, comme dans $ \ ce {KMnO4} $, alors il n'y a pas de transitions dd * disponibles.

En tant que telle, la couleur violette intense de $ \ ce {KMnO4} $ doit être expliquée via un mécanisme différent. Dans ce cas, cela est expliqué par le transfert de charge ligand-métal.

Passage à la chimie organique. Supposons que vous ayez un chlorure d'acyle, $ \ ce {RCOCl} $, et que vous vouliez le convertir en un aldéhyde, $ \ ce {RCHO} $. Si vous calculez les états d'oxydation respectifs des carbones carbonyle, vous obtenez respectivement +3 et +1.

Donc, cela vous indique le type de réactif dont vous avez besoin pour effectuer cette transformation : vous avez besoin d'un réducteur . L'hydrogène gazeux, $ \ ce {H2} $, est un exemple d'agent réducteur. Pourquoi? Eh bien, c'est encore à cause des états d'oxydation. $ \ ce {H2} $ a l'hydrogène dans un état d'oxydation de 0, et lorsque l'hydrogène forme une liaison avec le carbone, il a un état d'oxydation de +1.

Les états d'oxydation sont essentiels pour comprendre pourquoi les réactions redox fonctionnent et pourquoi certaines espèces sont des agents réducteurs (par exemple $ \ ce {LiAlH4} $: H (-1)) et pourquoi d'autres sont des agents oxydants (par exemple DMSO, $ \ ce { (CH3) 2SO} $, dans l'oxydation Swern).

Je dirais que la principale pertinence des états d'oxydation est qualitative et non quantitative. Effectivement, il est possible de donner une image quantitative détaillée des réactions redox en termes de chimie quantique sans jamais mentionner les états d'oxydation, et les états d'oxydation sont finalement un reflet extrêmement simplifié de cette image. Cependant, la plupart du temps, la plupart des chimistes ne sont pas du tout concernés par l'image détaillée de la chimie quantique, car ils travaillent à un niveau d'abstraction significativement plus élevé, et donc la question de savoir comment un état d'oxydation se traduit en une énergie de liaison (cf. les commentaires à la réponse d'Ivan Neretin) ne se présente tout simplement pas. (Je vois que vous avez un profil Stack Overflow. Exagérant quelque peu la différence, je pourrais dire qu'une telle question revient à demander à quelqu'un qui écrit un programme Java ce que le programme fait avec les registres x86.)

Deux récits, déjà mentionnés de différentes manières dans d'autres réponses, de l'utilité qualitative des états d'oxydation:

• Demi-réactions (cf. réponse de Marcel). Ils fournissent une image claire des principaux changements en cours dans une réaction redox, et ils fournissent une base pour l'attribution des potentiels d'oxydation et de réduction. Les demi-réactions, cependant, sont une abstraction - une abstraction qui ne serait pas aussi significative si elles n'étaient pas interprétées en termes d'états d'oxydation. Par exemple, dans $ \ ce {3 e− + 2 H2O + MnO4- -> MnO2 + 4OH -} $ le lieu d'intérêt pour quelqu'un qui pense en termes de réactions redox est ce qui se passe avec les atomes de manganèse, et le fait que c'est leur état d'oxydation qui change, et non celui des atomes d'hydrogène ou d'oxygène, reflète cela. Au fait, même si vous n'avez pas besoin d'utiliser des demi-réactions pour équilibrer les équations redox, c'était toujours ma méthode préférée, car elle a assez de sens chimiquement pour qu'il soit beaucoup plus difficile de faire des erreurs arithmétiques stupides.

• Classification des espèces chimiques (cf. réponse d'Ivan Neretin). Les états d'oxydation peuvent donner une idée approximative, mais très utile, de certaines propriétés d'espèces chimiques, telles que la réactivité redox. Par exemple, les composés de chlore -1 peuvent être agréables et stables (pensez au sel de table, $ \ ce {Cl -} $), tandis que les composés de chlore +1 ont tendance à être des oxydants assez puissants (pensez à l'eau de Javel, $ \ ce {ClO -} $ ). Pas étonnant que parfois les espèces soient nommées d'après leur état d'oxydation clé (cf. réponse de Marcel).

Si vous voulez une interprétation plus directe en termes de propriété physique : l'état d'oxydation correspond vaguement à la densité électronique autour d'un atome, par rapport à ce que ce serait si cet atome était chargé et isolé de manière neutre. Vous ne devriez pas vous attendre à une formule réelle pour extraire les densités d'électrons des états d'oxydation (compte tenu de la faiblesse de la correspondance), ni à comparer les densités d'électrons absolues autour de différents atomes en utilisant des états d'oxydation (étant donné que les valeurs sont relatives).

Pour avoir une meilleure idée du type de correspondance dont je parle, imaginez un atome de chlore neutre. Si un électron est ajouté à sa couche électronique (résultant ainsi en un anion chlorure, $ \ ce {Cl -} $, qui a -1 charge), une augmentation de la densité électronique se produit. Maintenant, supposons que, plutôt que d'obtenir simplement un électron supplémentaire, l'atome de chlore forme une liaison avec un atome d'hydrogène neutre, formant une molécule $ \ ce {HCl} $. La situation est assez différente de la première, car la paire d'électrons formant la liaison covalente est partagée par les deux atomes, d'une manière qui peut être caractérisée avec précision en termes de chimie quantique (orbitales moléculaires, etc.). Pourtant, la liaison n'est pas symétrique, mais biaisée vers l'atome de chlore, de sorte que la densité électronique autour d'elle est plus élevée qu'elle ne l'était à l'état neutre et isolé, bien que plus faible que dans le cas de l'anion chlorure (et vice-versa pour l'hydrogène atome). La simplification majeure impliquée dans l'attribution des états d'oxydation est d'ignorer cette subtilité: nous disons que le chlore est à -1 état d'oxydation dans $ \ ce {Cl -} $ et $ \ ce {HCl} $. Enfin, il convient de noter que l'ajout d'un électron à l'atome de chlore neutre favorise une reconfiguration électronique (cf. la partie sur le permanganate dans réponse d'orthocrésol) qui conduit à un état très stable (un gaz rare configuration électronique). Cela explique pourquoi les composés de chlore -1 sont relativement stables à côté de ceux avec des états d'oxydation plus élevés ($ \ ce {Cl2} $, $ \ ce {ClO -} $, etc.), qui ont tendance à être de puissants oxydants.

L'exemple illustre comment les états d'oxydation sont, du point de vue que j'adopte ici, une approximation (en faisant semblant que toutes les liaisons sont soit entièrement symétriques soit complètement biaisées vers l'atome le plus électronégatif) d'une approximation (en utilisant des charges comme proxy pour la densité électronique) . Pourtant, ils sont utiles dans la mesure où ils:

• Proposez un modèle simple de transfert d'électrons dans les réactions redox (et notez que c'est assez indépendant de tout ce que j'ai dit sur les densités d'électrons: les travaux de Faraday sur l'électrochimie, par exemple, sont antérieurs à la mécanique quantique et la découverte de l'électron par plusieurs décennies).

• Peut capturer les tendances générales parmi les espèces chimiques d'un élément, servant ainsi de base à l'heuristique. Compte tenu des nombreuses couches d'approximation impliquées, ce sont des heuristiques et non des règles strictes (ce qui explique pourquoi personne ne vous a donné de règles strictes ici). Pour aller au-delà de l'heuristique, il faut regarder la configuration électronique dans chaque cas particulier, qui, sauf dans des cas très simples (comme $ \ ce {Cl -} $) est simplement suggérée par l'état d'oxydation.

À l'époque où nous étions petits et que les ordinateurs étaient énormes, les livres de mathématiques pour enfants étaient pleins d'astuces pour un calcul mental rapide, comme "multiplier x par 9, multiplier simplement par 10 et soustraire x" ou "pour trouver un carré d'un nombre qui se termine par 5, par exemple 65, allez comme $ 6 \ cdot7 = 42 $ et ajoutez 25" . Eh bien, les états d'oxydation ressemblent beaucoup à ça. Bien sûr, vous pouvez équilibrer à peu près tout sans eux, mais nous avons l'habitude de le faire à notre manière.

De plus, connaître vos états d'oxydation vous donne une idée approximative de ce à quoi vous attendre du composé. Va-t-il tout oxyder, y compris ma peau si cela a une chance? ou sera-ce indifférent? ou va-t-il tout réduire, au point de s'enflammer spontanément à l'air? va-t-il réagir avec telle ou telle chose?

Les états d'oxydation sont utilisés pour la "comptabilité électronique". Ceci est utile dans les réactions redox, où nous avons besoin de savoir quelles espèces sont oxydées et réduites. Par extension, les états d'oxydation sont un outil important pour déterminer les rapports de réaction.

Par exemple:

$ \ ce {Zn (s) + Cu ^ 2 + (aq) -> Zn ^ 2 + (aq) + Cu (s)} $

$ \ ce {Cu: + 2->0} $

$ \ ce {Zn: 0-> +2 } $

Nous savons donc que le zinc est oxydé et que le cuivre est réduit. Bien que cela soit évident à partir de l'équation de réaction, ce ne sera pas le cas dans les réactions redox «plus désordonnées», et les états d'oxydation nous aident à comprendre ce qui se passe.

Ils nous permettent également de distinguer les composés en utilisant les nombres d'oxydation - par exemple c'est le nombre d'oxydation qui nous permet de faire la différence entre l'oxyde de fer (II) et l'oxyde de fer (III).

Nous devons garder à l'esprit, cependant, que les états d'oxydation sont un concept purement théorique, et n’existent pas réellement en tant que quantités physiques. Lorsque nous utilisons des états d'oxydation, nous supposons essentiellement que toutes les liaisons ont un caractère purement ionique - c'est rarement le cas.

1. Pour des composés simples d'éléments avec des états d'oxydation d'électronégativité très différents, il est utile de distinguer le composé par son pouvoir oxydant / réducteur. Ces pouvoirs peuvent, dans une certaine mesure, être utilisés pour prédire la probabilité de réactions particulières. Par exemple, les halogènes dans des états d'oxydation plus élevés sont tous de bons oxydants et le carbone est un réducteur. Ainsi, les oxohalogénates sont susceptibles de réagir avec le carbone, parfois violemment.

Le pouvoir oxydant se manifeste sous forme de potentiel d'électrode et existe donc objectivement. Parfois, cependant, le potentiel d'électrode est vraiment difficile à obtenir ou ne peut être mesuré que dans des conditions exotiques.

De même, chaque élément a des états d'oxydation «préférés», correspondant aux composés les plus stables.

Cette utilisation, cependant, n'est pertinente que dans la chimie inorganique de simples composés d'éléments avec une électronégativité très différente. Lorsque la caténation est impliquée ou que les éléments connectés ont une électronégativité proche, l'électronégativité formelle perd son pouvoir prédictif. La situation peut être quelque peu récupérée par des 'corrections' ad hoc, comme certains voisins d'atome stabilisant des états d'oxydation supérieurs / inférieurs / non standard, mais ...

2. Les états d'oxydation sont utiles pour équilibrer les équations redox, même si là l'ordre d'électronégativité utilisé pour les calculer n'a pas d'importance.

Certes, il est possible d'équilibrer l'équation sans elles, soit ad-hock, soit en utilisant la moitié méthode de réaction.

Les états d'oxydation sont d'une utilisation marginale en chimie organique et métallo-organique et en chimie des amas polyédriques. D'autre part, la définition «composés d'éléments avec des électronégativités fortement différentes» couvre les produits chimiques les plus courants et les substances courantes. Ainsi, les états d'oxydation SONT utiles.

Les états d'oxydation sont basés sur les nombres d'oxydation. Un nombre d'oxydation est la charge, ou charge apparente, d'un atome ou d'un groupe d'atomes lors de la combinaison dans un composé.

Le nombre d'oxydation d'un atome est déterminé par la règle de l'octet. Cela indique que les atomes sont particulièrement stables lorsqu'ils ont huit électrons dans leur enveloppe extérieure. La coque externe est un peu une simplification par rapport au modèle de mécanique quantique de l'atome, mais cela fonctionne très bien à des fins particulières. Ce qui est important, c'est que ces électrons extérieurs sont la façon dont l'atome se présente au monde et interagit avec d'autres atomes. Au fur et à mesure que vous progressez dans le tableau périodique, chaque atome a un électron supplémentaire pour équilibrer électriquement le proton supplémentaire. Ces électrons sont ajoutés de telle sorte qu'il n'y en a jamais plus de huit dans la coque extérieure. Une exception notable à la règle des octets est la toute première coquille qui ne peut contenir qu'un maximum de deux électrons.

Commençons par l'oxygène qui a huit électrons. Deux d'entre eux sont dans la coquille la plus interne, laissant six dans la deuxième coquille qui est dans la coquille extérieure de l'oxygène. Selon la règle de l'octet, l'oxygène a besoin de 2 électrons supplémentaires pour lui donner un octet. Son indice d'oxydation est -2. Pourquoi négatif? S'il gagne ces électrons pour compléter son octet, il sera alors chargé négativement.

Regardons maintenant le sodium. 2 électrons dans la 1ère couche, 8 dans la 2ème et 1 dans la 3ème coque. Na doit donc gagner 7 électrons pour former un octet dans la troisième couche. C'est trop demander, son noyau n'est pas à la hauteur de la tâche électrique. Mais que se passe-t-il s'il perd ce seul électron extérieur? Ensuite, la 2ème coque devient la coque externe et, comme elle a un octet, le Na sera stable. Il sera également facturé +1 qui est l'indice d'oxydation typique du sodium.

Alors, où l'oxygène obtient-il les deux électrons dont il a besoin pour former un octet? Vers où le sodium décharge-t-il son électron pour former un octet? Une façon est que deux atomes de sodium abandonnent chacun un électron à un atome d'oxygène. Cela signifie que le sodium et l'oxygène devraient se combiner dans un rapport de 2 pour 1. En effet, du Na2O se forme puisque l'oxygène désormais négatif est attiré vers les sodium désormais positifs. Dans ce composé, l'état d'oxydation de l'oxygène est -2, celui du sodium est +1.

Il est simpliste d'imaginer que les électrons sont complètement transférés sauf dans le cas où des ions se forment. Dans l'eau, les électrons sont partagés entre deux atomes d'hydrogène et un atome d'oxygène. Chaque hydrogène en a besoin d'un de plus pour remplir sa coque externe (la 1ère coque n'a besoin que de deux pour se remplir). L'oxygène, comme d'habitude, a besoin de 2 nore pour faire un octet. Donc, H2O en résulte. Mais les électrons ne sont pas partagés de manière égale, l'oxygène les tire plus étroitement et gagne une charge partielle de -2, son indice d'oxydation dans l'eau. Les hydrogènes peuvent partager l'un de ces électrons d'oxygène pour compléter sa coquille extérieure, mais cet électron et celui que l'hydrogène possédait lui-même sont éloignés de l'hydrogène vers l'attraction plus puissante de l'oxygène. Il en résulte une charge positive partielle sur l'hydrogène par rapport à son état atomique. Nombre d'oxydation et état d'oxydation -1.

Ce n'est que le début d'une discussion complète à ce sujet. En fin de compte, les nombres d'oxydation nous aident à comprendre et à écrire des formules chimiques pour les composés chimiques. Des formules appropriées nous aident à écrire et à équilibrer des équations chimiques. Des équations chimiques appropriées nous aident à réussir le cours de chimie et à obtenir notre diplôme.

1. utilisation du nombre d'oxydation dans la nomenclature.Vous devez avoir entendu parler du sulfate de fer (III) Fe2 (SO4) 3, la raison de l'écrire comme sulfate de fer (III) est que chaque atome de fer a un état d'oxydation de + De plus, nous indiquons la magnétite (Fe3O4) comme oxyde de fer (II, III), car deux atomes de fer montrent un état d'oxydation de +3 et un atome de fer montre un état d'oxydation de +2 dans la magnétite.

Les états d'oxydation des éléments sont utiles pour équilibrer la réaction redox.Les réactions élémentaires telles que Mg + O2 -----> MgO peuvent être équilibrées simplement en frappant et en essayant, mais quand il s'agit d'équilibrer une réaction redox, le Les états d'oxydation des éléments impliqués doivent être connus. Cela aide simplement à déterminer quel copound se comportera comme un agent oxydant et lequel se comportera comme un agent réducteur.

J'espère que vous avez compris mon message.

Cela fait des années que j'ai obtenu mon BS en chimie (que je n'ai malheureusement pas utilisé depuis), mais il y a deux contextes où les états d'oxydation apparaissent -

(1) comme souligné dans beaucoup de les réponses, cela peut fournir un raccourci pour équilibrer les équations chimiques en général. Dans cet usage, ce n'est pas si génial ou nécessaire à ce stade.

(2) Plus précisément, il est utile pour caractériser les états des atomes métalliques dans des liaisons principalement ioniques. C'est en un sens une variante de la réponse plus générale, mais ici, cela peut vraiment être utile. D'après ce dont je me souviens, il y a de nombreuses occasions où vous cherchez à échanger la partie métallique d'une liaison ionique (bien sûr «ionique» contre «covalent» est un peu une abstraction), mais les ions métalliques se comportent différemment selon état d'oxydation. Une différence spécifique est leurs propriétés électromagnétiques - la différence entre les états d'oxydation reflète une différence dans la disposition de leurs électrons (en abstraction). Ainsi, les états d'ionisation fournissent un moyen de comprendre que vous allez équilibrer les choses simplement en regardant ce nombre. Voulez-vous précipiter l'or? Connaître l'état d'oxydation vous indiquera la réaction la plus simple.

Particulièrement lorsqu'il s'agit de sels, nous ne nous soucions souvent pas (trop) de ce qui se trouve de l'autre côté de la Cl - nous allons utiliser pour notre réaction, mais nous nous soucions de l'état d'oxydation pour savoir combien X + Cl- ajouter.

Question: De combien de potassium et de combien de calcium ai-je besoin pour neutraliser l'acide sulfurique?

• Réponse sans indice d'oxydatine: comment diable puis-je savoir?
• Réponse # 2 sans numéros d'oxydation: il suffit de le mélanger et de voir ce qui se passe.
• Répondez avec des chiffres d'oxydation:

L'acide sulfurique contient du soufre à l'état d'oxydation $ \ ce {S ^ {VI}} $ et les acides, à l'exception des halogènes, sont formés avec une quantité appropriée d'oxygène et d'hydrogène. La règle de base enseignée aux enfants est de "diviser le nombre d'oxydation du [suplhur] par deux. Arrondissez-le et vous avez le nombre d'oxygène. Puis ajoutez un hydrogène. Si vous n'avez pas besoin d'arrondir, ajoutez un oxygène et deux hydrogènes. "

Par conséquent, l'acide sulfurique est $$ \ ce {H_2SO_4 = H_2 ^ IS ^ {VI} O_4 ^ {- II}} $$ et dans l'eau il se dissout $$ \ ce {H_2SO_4 + 2H_2O -> (SO_4) ^ {- II} + 2 (H_3O) ^ +} $$

Passons maintenant à notre question, comment neutraliser cette solution acide? Écrire les réactions: $$ \ ce {(SO_4) ^ {- II} + 2 (H_3O) ^ + + Ca ^ 0 -> Ca ^ {II} (SO_4) ^ {- II} + H_2 ^ 0 + 2 (H_2O ) ^ 0} $$$$ \ ce {(SO_4) ^ {- II} + 2 (H_3O) ^ + + 2K ^ 0 -> K_2 ^ {I} (SO_4) ^ {- II} + H_2 ^ 0 + 2 (H_2O) ^ 0} $$

La réponse est que pour neutraliser une mole d'acide sulfurique, il faut une mole de calcium ou deux moles de potassium.

tl; dr
Les nombres d'oxydation et d'autres règles vous indiquent que $ \ ce {C_2O_5} $ n'existe pas et pourquoi. Idem pour $ \ ce {CaSO_4, KS, HO_4} $, etc.